Cinco son los objetivos a tomar en cuenta en la etapa de disolución del mineral; 1.- romper las redes cristalinas para liberar el analito, 2.- evitar que se produzcan pérdidas por volatilización de la especie de interés, 3.- Evitar que la especie de interés que es retenida en el insoluble o residuo producido en la etapa de disolución (ojalá que no se produzca residuo) no pueda ser disuelta posteriormente por el agente disgregante (ej. HCl diluido en caliente) , 4.- Evitar que el analito sea absorbido en las paredes del recipiente y 5.- Evitar que el reactivo o contenedor contamine con la misma especie a determinar.
La primera, se puede realizar mediante el ataque con diferentes reactivos, principalmente ácidos, teniendo presentes que existen ácidos oxidantes como los concentrados del HNO3, HClO4, H2SO4 y mezclas como el agua regia y HNO3 - HClO4. entre otros, y ácidos no oxidantes como el HCl (complejante de metales de transición) y HF (que descompone la SiO2), por nombrar solo algunos.
Otro punto a tomar en consideración es que si la energía aplicada no es suficiente para romper estas redes cristalinas, como ocurre con el caso de muchas especies altamente refractarias, entonces se puede utilizar como alternativa la fusión a altas temperaturas.
El segundo objetivo a tener en cuenta en la disolución del mineral es evitar la volatilización de la especie de interés. En este caso se sabe que las sales de los cloruros del As (III), Sb (III) y Sn (IV) son volátiles en presencia de HCl concentrado y que en el ataque con HF concentrado se pueden producir pérdidas por volatilización de los fluoruros de As(III) y As(V).
El tercer objetivo, es evitar que el analito que sea retenido en el insoluble posteriormente no se disuelva en la etapa de disgregación con el agente disgregante. También, puede producirse la tostación de la muestra en el vaso si el método establece calentamiento hasta sequedad. La tostación puede producir la reducción de varios cationes a su forma elemental. Si la determinación es de cobre, el Cu cero que se puede formar no se va a disolver fácilmente con ácido clorhídrico diluido hasta ebullición. De hecho el Cu cero no se disuelve en HCl porque su potencial de reducción es más alto que del H+, pero sí en presencia de oxígeno. sin embargo, en esta última, la reacción es tan lenta que prácticamente existe una probabilidad de que se pierda Cu en el residuo.
Finalmente, el control del tiempo y la temperatura son factores claves para que la disolución, la oxidación de las especies y la no volatilización de éstas sean efectivas para que el análisis químico sea adecuado.
A continuación presento un resumen y extracto de este tema obtenido de distintos libros de química analítica que les puede ser de utilidad en el trabajo de rutina de los laboratorios químicos.
Ataque con ácido clorhídrico concentrado
El HCl no es un ácido oxidante. Es un agente complejante de metales de transición y es formador de sales poco solubles [2].
Se emplea generalmente para la disolución de carbonatos y rocas carbonatadas (para separar la fracción de carbonato de la de silicatos y óxidos) y para el ataque de algunos cementos, escorias, vidrios, sulfuros minerales, silicatos, fosfatos, etc. [2]. Se utiliza en forma general para disolver muchos óxidos metálicos y metales que se oxidan más fácilmente que el hidrógeno y suele se mejor disolvente de óxidos que los ácidos oxidantes como el HNO3, HClO4 y H2SO4 [1].(*)
La reacción del mineral con HCl puede producir pérdidas por volatilización de algunas de sus sales metálicas como; AsCl3, SbCl3, SnCl4, HgCl2, GeCl4, etc. [2][3]. Además, del FeCl3 [9]. Los oxicloruros de selenio y teluro también se volatilizan en cierto grado con HCl caliente [9]. La presencia del ion cloruro en disoluciones calientes de H2SO4 o HClO4 puede provocar pérdidas por volatilización del bismuto, manganeso, molibdeno, talio, vanadio y cromo [9].
Sin embargo, la pérdida de ciertos volátiles durante la disolución con HCl en contenedor abierto a bajas temperaturas, algunas veces, no es tan serio como lo presenta la literatura. Con la excepción del arsénico, antimonio, germanio, selenio, azufre, y fósforo, las pérdidas son generalmente menores y pueden ser tolerables, especialmente en trabajos de análisis de trazas [8].
Además, de la pérdida de volátiles durante la disolución, algunos compuestos podrían precipitar en disoluciones de HCl como ser el AgCl, Hg2Cl2, BiOCl, AuCl3, CuCl, y parcialmente soluble el PbCl2 y el TlCl. En la práctica rara vez representan un problema analítico, a menos que el elemento metálico se encuentre presente en grandes cantidades o prevalezcan las condiciones reductoras inusuales [8].
Además, se pueden producir el desprendimiento de otros gases como CO2, SO2, HF, H2S, PH3, AsH3, SbH3 (fosfuros, arseniuros, antimoniuros), SiH4 (Mg2Si) C2H2 y CH4 (carburos), HCN (de cianuro y cianocomplejos excepto de algunos como Hg(CN)2), Cl2 (si el ácido clorhídrico es concentrado y se hallan presentes MnO2 ó PbO2 por ejemplo), Br2, I2, (bromuros y yoduros en presencia de determinados oxidantes) [2][3].
Como característica, el HCl concentrado tiene una concentración aprox. 12 M, pero al calentar hasta conseguir el punto de ebullición constante a 110°C, pierde el cloruro de hidrógeno alcanzando una concentración de aprox. 6 M [1].
Un ejemplo de su aplicación es la determinación de Fe en un mineral, donde la lixiviación se realiza en vaso tapado durante aproximadamente 1 hora sin ebullir. Si la solución se hierve en exceso existe una alta probabilidad de pérdida del analito como FeCl3 [4].
(*) El autor probablemente se refiere a óxidos simples, no a minerales.
Ataque con Ácido nítrico concentrado
El HNO3 es un ácido oxidante en todas las temperaturas [5], que ataca metales nobles como el Cobre y la Plata aunque no el oro y ni el Platino [2]. Es usado en la descomposición de sulfuros que son oxidados a azufre o sulfatos. También se usa para el ataque de minerales con contenidos de seleniuros, telururos, fosfatos, arseniatos, volframatos, etc. [2]. El HNO3 concentrado disuelve fácilmente los sulfuros de Fe y molibdenita, pero no es efectivo como el HCl concentrado para disolver los óxidos de Fe y Mn [6].
El HNO3 solo o en solución diluida disuelve ligeramente ciertos metales y pasiva a otros. La pasivasión se debe a la formación de un óxido sobre la superficie de las partículas del metal y a menudo es tan refractario que tratamientos subsecuentes con otros ácidos son inefectivos [8].
El HNO3 puede originar la insolubilización de algunos ácidos como el volfrámico o el metaestánico. El Sb y el Mo también pueden formar compuestos insolubles en presencia de este ácido. [2]
En presencia de un reductor, el HNO3 se descompone formando NO que por oxidación con el oxígeno del aire se transforma a NO2. Su uso es preferido al del HCl para la disolución de compuestos de Ag+, Pb2+, Hg22+, y Tl+ ya que en HCl sus cloruros son insolubles al igual que los sulfuros metálicos, (NiS, CuS), óxidos (Fe3O4), etc. [2].
Tiene un punto de ebullición cercano a los 120°C. [6]
Ataque con Agua regia
Se denomina agua regia a la mezcla de 3 partes de HCl concentrado y 1 parte de HNO3 concentrado [1].
Para formar agua regia se necesita dejar reposar la mezcla por lo menos 3 a 4 minutos antes que se aplique a la muestra [8].
Es una mezcla ácida oxidante y formador de clorocomplejos que caracterizan al Cl2 y al NOCl (cloruro de nitrosilo) que nacen de la siguiente reacción:
3Cl- + NO3- + 4H3O+ → Cl2 + NOCl + 6H2O [2]
Sin duda, el poder complejante del ion cloruro combinado con el poder oxidante del cloro en solución acuosa son la clave de su eficacia como solvente [8].
En presencia de reductores como; metales (Au, Pt, etc), sulfuros (HgS), arseniuros, antimoniuros (hexacianoferrato (II)), etc. se produce desprendimiento de vapores nitrosos, NO, de color pardo.
3HgS + 2NO3- + 12Cl- + 8H3O+ → 3HgCl42- + 2NO + 3S + 12H2O [2]
Hay sustancias que no son disueltas por el agua regia como por ejemplo la sílice y los sulfatos de alcalino-térreos [15].
También, se puede producir desprendimiento de otros gases como CO2, SO2, H2S, PH3, AsH3, SbH3 (fosfuros, arseniuros, antimoniuros), SiH4 (Mg2Si) C2H2 y CH4 (carburos), HCN (de cianuro y cianocomplejos excepto de algunos como Hg(CN)2), Cl2 (si el ácido clorhídrico es concentrado y se hallan presentes MnO2 ó PbO2 por ejmplo), Br2, I2, (bromuros y yoduros en presencia de determinados oxidantes) [2][3].
Además, se pueden producir pérdidas por volatilización de algunas de sus sales metálicas como; AsCl3, SbCl3, SnCl4, HgCl2, GeCl4, etc. [2][3].
Otra característica del agua regia es que tiene mayor poder oxidante que el HNO3 solo [2].
Ataque con Ácido fluorhídrico concentrado
El HF es un ácido no oxidante [2]. Su utilidad como disolvente radica en su facilidad para atacar sílice y silicatos y en las propiedades complejantes del ion fluoruro [2].
Se usa para la descomposición de rocas silicatadas, especialmente cuando se quieren determinar contenidos de metales alcalinos. La mayor parte de los silicatos son descompuestos a excepción de algunos como el berilo, circón, axinita y algunas turmalinas y granates. También ataca a niobatos, tantalatos.y a determinados siliciuros (Cr3Si2, RuSi, VSi, etc.) [2].
El HF es más efectivo solo que en mezclas con otros ácidos minerales para atacar las rocas silicatadas y materiales similares. En cambio para muchas otras muestras, incluyendo metales y aleaciones, es mucho más eficiente el ataque del HF en mezcla con otros ácidos [8].
a) HF en presencia de ácidos minerales (H2SO4, HNO3, HClO4).
La descomposición de muchos minerales debe realizarse en presencia de un ácido con un punto de ebullición más alto que el HF para asegurar que los fluoruros insolubles se conviertan a sales más solubles (nitratos o percloratos) para completar la vaporización. Es por esta razón, el HCl no puede ser usado, ya que ebulle a una temperatura más baja que el HF [5].
El HF en combinación con otros ácidos minerales puede ser usado para disolver un gran número de metales, aleaciones, minerales, y otros materiales [8]. Muchos iones metálicos, incluyendo aquellos que precipitan como óxidos hidratados en otros ácidos, forman fluoruros complejos solubles aun a bajas concentraciones de HF. [8].
La sílice y los silicatos se descomponen formando fluoruros, hexafluorosilicato, |SiF6|2-, y tetrafluoruro de silicio, SiF4, gas que se desprende por acción de la temperatura [2].
Los fluoruros y hexafluorosilicatos se descomponen mayormente por acción del calor y por los ácidos minerales formando ácido fluorhídrico y tetrafluoruro de silicio.
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF↑
|SiF6|2- + H2SO4 → SO42- + 2HF↑ + SiF4↑ [2]
En presencia de ácido sulfúrico (método Berzelius) se originan los sulfatos metálicos los que luego se se disuelven en agua (o se disgregan si son insolubles). El H2SO4 actúa además como agente deshidratante, ya que evita la hidrólisis del SiF4.
MeSiO3 + 4HF + H2SO4 → SiF4↑ + MeSO4 + 3H2O
3SiF4 + 4H2O → H4SiO4↓ + 2H2|SiF6| [2]
El exceso de HF se elimina por evaporación si se calienta hasta aparición de vapores blancos [2].
El ácido nítrico concentrado descompone con más dificultad los hexafluorosilicatos por ser más volátil que el H2SO4. Sin embargo posee la ventaja de la mayor solubilidad de sus nitratos y su carácter oxidante [2].
El HClO4 origina sales más solubles, a excepción de los fluoruros que no se eliminan totalmente, salvo que la muestra se lleve a sequedad [2].
Si queda un residuo insoluble al usar H2SO4, probablemente el residuo insoluble contendrá sulfatos de Pb, Ba, Sr y/o Ca. Pueden encontrarse altos contenidos de Al y Ti si existe corindón, alúmina o rutilo presentes, los cuales no se disolverán en la solución ácida. También pueden encontrarse óxidos de Sn o circonio (casiterita o circón) [2].
Si se utiliza HNO3 o HClO4 no quedan insolubles de Pb, Ba y Sr, ya que sus percloratos y nitratos son soluble en agua [2].
Es importante hacer notar, que el ataque con HF pueden haber pérdidas con algunos elementos que forman fluoruros volátiles como el BF3, AsF3, AsF5, GeF4, etc. [2][3]. Además, perderse los cloruros de Sb en caliente [8].
El HF también puede usarse en combinación con HCl, HNO3 y HClO4 (conocido como ataque 4 ácidos). Aunque este ataque, a menudo se conoce como "total", no disuelve los minerales refractarios como la casiterita, wolframita, cromita, espinela, berilo, zircón, turmalina, magnetita, y concentraciones altas de barita, entre otros [6].
b) HF en ausencia de ácidos minerales
El HF se puede usar sin ácido mineral a una temperatura relativamente elevada y a presión alta dentro de un reactor cerrado. Tiene la ventaja que produce la descomposición de materiales refractarios con mayor efectividad que la mezcla HF - H2SO4 y por ser cerrado no hay escape de gases como el SiF4, BF3, etc. [2].
En sistema abierto, el As, B, Ge y Si, probablemente se volatilizan en algún grado antes de alcanzar el punto de ebullición del HF. Sin embargo, la evaporación a sequedad será importante para completar las pérdidas de estos cuatro elementos, así como las pérdidas significativas de antimonio [8]. También probablemente habrá pérdidas de selenio, teluro y Titanio [8].
Ataque con Ácido perclórico concentrado
Es un ácido oxidante (cuando es concentrado y en caliente) y sus sales son solubles, a excepción del potasio, cesio, rubidio y amonio.Tiene un elevado poder oxidante, fuerte en solución concentrada y en caliente ( si no su velocidad de reducción es muy pequeña). Es fácil de eliminar a baja temperatura si se usa una lámpara de rayos infrarrojos [2]. El HClO4 al igual que el H2SO4 es un poderoso agente deshidratante [7] [8].
El HClO4 concentrado es un ácido completamente no complejante, que es esencialmente no oxidante a bajas temperaturas, pero fuertemente oxidante a altas temperaturas [5].
Se ioniza completamente en una solución de ácido sulfúrico concentrado, lo que indica que es más fuerte que éste, y por lo tanto se considera entre los más fuerte de los ácidos [8].
Todos los percloratos formados después de la descomposición con HClO4 son solubles en agua, a excepcion de los percloratos de K, Rb y Cs [6].
Es inestable en solución concentrada, debido a que puede descomponerse a temperaturas sobre los 200°C y reaccionar enérgicamente produciendo explosiones con sustancias reductoras como la materia orgánica y el H3PO4 entre otros [2].
Durante la evaporación con ácido perclórico, el silicio puede precipitar como SiO2, y el antimonio, estaño, tungsteno, titanio, niobio y tantalio pueden precipitar como óxidos hidratados. También el potasio, rubidio y cesio precipitan como percloratos [8].
Además, los vapores de ácido perclórico pueden generar un fino aerosol en forma de spray que puede resultar en la pérdida mecánica de algo de la solución de la muestra si no se tiene el cuidado apropiado. Sin embargo, esto se soluciona con un control adecuado de la temperatura y el uso del vidrio de reloj como tapa en el vaso de precipitado [8].
Se usa para descomponer silicatos, productos con altos contenidos en cromo como la cromita y refractarios cromo-magnesio y fosfatos como la monacita [2].
El HClO4 concentrado se mezcla generalmente con HNO3 concentrado para reducir su reactividad, ya que emplearlo solo existe un potencial riesgo de explosión [13]. Por razones de seguridad, nunca se debe calentar un material con ácido perclórico concentrado cerca del punto de vaporización, a menos que esté presente un gran exceso de ácido nítrico [8].
Se puede usar también en mezclas con otros ácidos como el HF para el ataque de silicatos y con el H3PO4 para el ataque de la cromita [2]. De hecho, su punto de ebullición (203°C) lo hace útil para eliminar al HF remanente cuando se evapora, mucho más que el HNO3 que tiene un punto de ebullición más bajo (120°C) [6].
El ácido perclórico se comercializa como ácido para análisis desde el 60% al 72%. Tiene un punto de ebullición constante a 203°C [1].
Ataque con Ácido sulfúrico concentrado
Es un ácido oxidante y deshidratante [7]. Se usa para la descomposición de fluoruros, fluorosilicatos, sulfuros y fosfatos (monacitas y otros minerales de tierras raras). Ejemplo:
CaF2 + H2SO4 → 2HF↑ + CaSO4 [2]
Su alto punto de ebullición, cercano a 340°C y su carácter deshidratante, pueden ser la causa que muchos materiales se descompongan y disuelvan en él, con lo que con este tratamiento de calcinación húmeda se eliminan de las muestras en forma de CO2 y agua [1]. Además permite la eliminación de compuestos volátiles como el HF si están juntos[2].
Aunque el H2SO4 tiene propiedades similares al del HClO4 no tiene amplio uso en aplicaciones, debido, probablemente, a los efectos de interferencia del sulfato en AAS e ICP-OES y debido a la baja solubilidad de los alcalino térreos y los sulfatos de Pb [6].
Una desventaja es que origina sulfatos insolubles, por lo que se debe realizar un proceso de disgregación alcalina posterior [2].
Clasificación de ácidos oxidantes y no oxidantes [10]
Ácidos no oxidantes: HF, HCl, HBr, H3PO4, H2SO4 diluido, HClO4 diluido.
Ácidos oxidantes: HNO3, H2SO4 caliente y concentrado y el HClO4 caliente y concentrado
Clasificación de los minerales y ejemplos [11]
N°
|
Clasificación
|
Mineral
|
Composición química
|
Dureza (Mohs)
|
1
|
Elementos Nativos
|
cobre
|
Cu
|
2,5 - 3
|
oro
|
Au
|
2,5 - 3
|
||
azufre
|
S
|
2 – 2,1
|
||
2
|
Sulfuros y sulfosales
|
Covelina
|
CuS
|
1,5 - 2
|
Calcosina
|
Cu2S
|
2,5 - 3
|
||
Bornita
|
Cu5FeS4
|
3
|
||
Calcopirita
|
CuFeS2
|
3,5 - 4
|
||
Tetraedrita
|
Cu3SbS3,25
|
3 - 4
|
||
Enargita
|
Cu3AsS4
|
3
|
||
Molibdenita
|
MoS2
|
1 – 1,5
|
||
Pirita
|
FeS2
|
6 – 6,5
|
||
3
|
Óxidos y Hidróxidos
|
Cuprita
|
Cu2O
|
3,5 - 4
|
Tenorita
|
CuO
|
3,5
|
||
Casiterita
|
SnO2
|
6-7
|
||
Corindón
|
Al2O3
|
9
|
||
Wolframita
|
(Fe,Mn,Mg)WO4
|
5 – 5,5
|
||
Rutilo
|
TiO2
|
6 – 6,5
|
||
Magnetita
|
Fe3O4
|
5,5 – 6,5
|
||
Espinela
|
MgAl2O4
|
8
|
||
Hematita
|
Fe2O3
|
5 – 6
|
||
Cuarzo
|
SiO2
|
7
|
||
4
|
Nitratos y Carbonatos
|
Malaquita
|
Cu2(CO3)(OH)2
|
3,9 – 4,1
|
Azurita
|
Cu3(CO3)2(OH)2
|
3,5 - 4
|
||
Dolomita
|
CaMg(CO3)2
|
3,5 - 4
|
||
5
|
Haluros
|
Atacamita
|
Cu2(OH)3Cl
|
3 – 3,5
|
Halita
|
NaCl
|
2,5
|
||
Fluorita
|
CaF2
|
4
|
||
6
|
Sulfatos,
Wolframatos,
Molibdatos y
Cromatos
|
Chalcantita
|
Cu[SO4] x 5 H2O
|
2,1
|
Brochantita
|
Cu4SO4(OH)6
|
3,5 - 4
|
||
Yeso
|
Ca[SO4] x 2 H2O
|
1,5 - 2
|
||
Baritina
|
BaSO4
|
3 – 3,5
|
||
Copiapita
|
Fe2+Fe4 (SO4)6 (OH)2
x 20H2O
|
2,5 - 3
|
||
7
|
Fosfatos, Arseniatos y Vanadatos
|
Apatita
|
Ca5[(F,Cl,OH)|(PO4)3]
|
5
|
Libethenita
|
Cu2PO4(OH)
|
4
|
||
8
|
Silicatos
|
Crisocola
|
CuSiO3 x nH2O
|
2 - 4
|
Plagioclasa
|
Na [AlSi3O8]
hasta Ca[Al2Si2O8]
|
6 – 6,5
|
||
Ortoclasa
|
KAlSi3O8
|
6 – 6,5
|
||
Zircón
|
ZrSiO4
|
7,5
|
||
Berilo
|
Be3Al2Si6O18
|
7,5 - 8
|
||
turmalina
|
(Na, Ca)(Al, Fe, Li)(Al, Mg, Mn)6(BO3)3(Si6O18).(OH,
F)4.
|
7 – 7,5
|
||
Granate
|
Fe3Al2Si3O12
|
6,5 - 7,5
|
||
Feldespato de sodio
|
NaAl Si3 O8
|
6 - 6,5
|
||
Axinita
|
Ca4(Mn2+, Fe2+, Mg)2Al4
(B2Si8O30) (OH)2
|
6 – 7,5
|
||
9
|
Boratos
|
Bórax
|
Na2B4O5(OH)4·8H2O
|
2 - 2,5
|
10
|
Orgánicos
|
Idrialita
|
C22H14
|
1,5
|
Nota.- Existe una correlación entre los minerales refractarios, según la literatura, y la escala de Mohs. Generalmente sobre una dureza de 5 a 6, el mineral se comporta como refractario ante el ataque ácido y temperatura.
Listado de ácidos y sus propiedades [12]
Ácido
|
Punto de ebullición
|
Densidad
|
|
Ácido clorhídrico fumante 37 %
|
45 °C
|
1.19 g/cm3 (20 °C)
|
|
(*)
|
Ácido clorhídrico 37%
|
45 °C (1013 hPa)
|
1.19 g/cm3 (20 °C)
|
Ácido clorhídrico 32%
|
83 - 90 °C
|
1.16 g/cm3 (20 °C)
|
|
Ácido clorhídrico 25%
|
107 °C (1013 hPa)
|
1.12 g/cm3 (20 °C)
|
|
Ácido fluorhídrico 48%
|
ND
|
1.16 g/cm3 (20 °C)
|
|
(*)
|
Ácido fluorhídrico 40%
|
112 °C (1013 hPa)
|
1.13 g/cm3 (20 °C)
|
Ácido nítrico 69%
|
122 °C (1013 hPa)
|
1.41 g/cm3 (20 °C)
|
|
(*)
|
Ácido nítrico 65%
|
121 °C (1013 hPa)
|
1.39 g/cm3 (20 °C)
|
(*)
|
Ácido perclórico 70-72%
|
198.7 °C (1013 hPa)
|
1.68 g/cm3 (20 °C)
|
Ácido sulfúrico 98%
|
335 °C
|
1.84 g/cm3 (20 °C)
|
|
Ácido sulfúrico 40%
|
119 °C (1013 hPa)
|
1.30 g/cm3 (20 °C)
|
|
Ácido sulfúrico 90-91%
|
300 °C
|
1.81 g/cm3 (20 °C)
|
|
Ácido sulfúrico fumante 65% SO₃
|
64 °C (1013 hPa)
|
1.99 g/cm3 (20 °C)
|
|
(*)
|
Ácido sulfúrico 95-97 %
|
335 °C
|
1.84 g/cm3 (20 °C)
|
Ácido sulfúrico 25%
|
103 °C (1013 hPa)
|
1.18 g/cm3 (20 °C)
|
|
Ácido sulfúrico 100%
|
330 °C (1013 hPa)
|
1.84 g/cm3 (20 °C)
|
|
Ácido sulfúrico 96%
|
335 °C
|
1.84 g/cm3 (20 °C)
|
|
Ácido sulfurico 62 %
|
ND
|
ND
|
(*) de uso más común en laboratorios en Chile para ataque de minerales para análisis químico.
ND: Información no disponiblePropiedades de algunas sales [14]
d: se descompone, Subl. se sublima
Elementos
|
Compuestos
|
Punto de fusión, °C
|
Punto de ebullición, °C
|
Cobre
|
CuCl2
|
300 d
|
|
CuCl
|
430
|
≈ 1400
|
|
CuF2
|
836
|
1676
|
|
Cu2O
|
1235
|
-O2, 1800
|
|
CuO
|
1450
|
||
CuSO4
|
d > 450
|
||
Cu2S
|
1130
|
||
CuBr
|
497
|
1345
|
|
CuBr2
|
498
|
900
|
|
Silicio
|
SiF4
|
-90,3
|
-86
|
Arsénico
|
AsCl3
|
-16,2
|
130,2
|
AsH3
|
-116,9
|
-62,5
|
|
AsF3
|
-5,95
|
57,8
|
|
AsF5
|
-79,8
|
-52,8
|
|
AsBr5
|
31,1
|
220
|
|
As2O3
|
274
|
460
|
|
As2O5
|
315
|
d 800
|
|
Hierro
|
FeCl2
|
677
|
1024
|
FeCl3
|
304
|
≈ 316
|
|
FeF2
|
1100
|
1837
|
|
FeF3
|
Subl. 1000
|
||
Fe(SO4)3
|
d 1178
|
||
Molibdeno
|
MoF6
|
35,0
|
|
MoS2
|
Subl. 450
|
||
MoCl4
|
317
|
407
|
|
MoCl5
|
194
|
268
|
|
MoF6
|
17,6
|
35,0
|
|
MoO2
|
d ≈ 1100
|
||
MoO3
|
801
|
1155
|
|
Antimonio
|
SbCl3
|
73,4
|
220,3
|
SbCl5
|
3,5
|
7922mm
|
|
SbH3
|
-18,4
|
||
SbF3
|
292
|
376
|
|
SbF5
|
8,3
|
141
|
|
Sb2O3
|
655
|
1425
|
|
Sb2O5
|
-O2, > 300
|
||
Estaño
|
SnCl2
|
246,9
|
623
|
SnCl4
|
-3,3
|
114,1
|
|
SnF2
|
213
|
850
|
|
SnF4
|
Subl. 705
|
||
Boro
|
BF3
|
-127,1
|
-100,4
|
BCl3
|
-107
|
12,7
|
|
Mercurio
|
HgCl2
|
277
|
304
|
Hg2Cl2
|
Subl. 382
|
d sin fusión
|
|
Germanio
|
GeCl4
|
-49,5
|
86,5
|
GeH4
|
-164,8
|
-88,1
|
|
GeF4
|
-15
|
d > 1000
|
|
Selenio
|
SeCl4
|
305
|
Subl. 196
|
SeCl2O (oxicloruro)
|
8,5
|
177,2
|
|
SeF4
|
-10
|
106
|
|
SeF6
|
-34,6
|
||
Fósforo
|
PH3
|
-133,8
|
-87,8
|
PCl3
|
-93,6
|
76,1
|
|
PCl5
|
Subl. 100
|
166 d
|
|
Teluro
|
TeCl4
|
225
|
380
|
TeCl2
|
208
|
328
|
|
TeF4
|
129
|
d > 195
|
|
TeF6
|
-37,7
|
Subl. -38,9
|
|
Renio
|
ReF4
|
124,5
|
795
|
ReF6
|
18,5
|
33,8
|
|
Re2O7
|
300,3
|
360,3
|
|
Osmio
|
OsO4
|
40,6
|
130,0
|
OsF6
|
32,1
|
45,9
|
|
Rutenio
|
RuO2
|
d
|
|
RuF5
|
86,5
|
227
|
Referencias
(1) Skoog, West, Holler y Crouch. "Fundamentos de Química Analítica". Octava Edición. Ed. Thomson. Ed. 2005.
(2) Buscarons, García y Vallvey. "Análisis Inorgánico Cualitativo Sistemático". Editorial Reverté. Ed 1986, reimpreso en 2005.
(3) Burriel, Lucena, Arribas, Hernández. "Química Analítica Cualitativa". Décimo octava edición. Editoria Thomson. Ed. 2008.
(4) Brumblay. "A first course in quantitative analysis". Ed. Adison Wesley Publishing Company. Ed. 1970.
[5] Gill. "Modern Analytical Geochemistry".Ed. Routledge. Ed 1997.
[6] Mudroch A., Azcue, Mudroch P. "Physico-Chemical Analysis of Aquatic Sediments". Ed. CRC. Ed. 1997.
[7] R. M. Twyman. "Wet Digestion". Elsevier Ltd. University of New York. Ed. 2005.
[8] T. Dulski. " A Manual for the Chemical Analysis of Metals". Ed. ASTM. Ed. 1996,
[9] Skoog, West, Holler y Crouch. "Fundamentos de Química Analítica". Novena Edición. Ed.Cenga.ge Lea.rning. Ed. 2015.
[10] Gauglitz G., Vo-Dinh T. "Handbook of Spectroscopy". Ed. Wiley-Vch. Ed. 2003
[11] La clasificación de los minerales se extrajo de Wikipedia:
https://es.wikipedia.org/wiki/Clasificaci%C3%B3n_de_Strunz
[12] Merck ; Hojas de seguridad de ácidos de MERCK
[13] Sneddon Joseph. "Advances in Atomic Spectroscopy, volumen 7". Ed Elsevier. Ed 2002.
[14] Dean John A. "Lange´s Handbook of Chemistry". 16th Ed McGraw Hill. Ed. 2005.
[15] Angeolani A. "Introducción a la Química Industrial. Fundamentos Químicos y Tecnológicos". Ed. Andrés Bello 1960.
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